Kai kuriais atvejais, disociacijos konstantą nėra prasmės?

Cheminių medžiagų yra atomų, kurie yra susieti vienas su kitu tam tikru teisės kolekcija, arba tiksliau, kiekvienas iš jų yra sistema, sudaryta iš branduolių ir elektronų. Jei sistema yra sudaryta iš vienos rūšies atomų, tada jis gali būti vadinamas vieno branduolio, jei skirtingų tipų atomų, kur neodnoyadernoy. Šie elektriškai neutrali sistema. Kaip išorinio poveikio (temperatūros, šviesos, spinduliuotės ar polinis tirpiklis molekulių, turinčių dipolio poliarizacijos) rezultatas skyla cheminių medžiagų. Katijonų ir anijonų, kurie pagal poliarinio tirpiklio molekulių veiksmų (vanduo) lūžti molekulių Medžiagos (elektrolito), elektriškai neutrali nebėra yra. Bet kokia sistema, linkęs pusiausvyros. Silpna elektrolitų pavyzdys rodo, kad disociacijos reakcijos yra grįžtamas. Stiprių elektrolitų, šis teiginys netinka, nes beveik visi iš molekulių atskirti į jonais. Dėl šios sistemos tendencija PUSIAUSVYRA aprašyta elektrolitas disociacijos Khao ↔ K • x + y + • A ir rodo, disociacijos konstantą Kd = [K +] x • [A] prieš / [Khao].

Iš aukščiau lygtį: daugiau Nedisocijuota molekulių, tuo mažesnis disociacijos konstanta, o atvirkščiai. Tačiau tai netaikoma stiprių elektrolitų buvo nustatyta, kad nedidina, bet mažėja didėjant koncentracijos Kd. Taip yra dėl nepablogins skaldytų molekulių skaičių ir padidinti tarp priešingu dalelės, tarpusavio traukos jėgą dėl to, kad atstumas tarp jų sumažinimo dėl padidėjusio koncentracijos tirpalo. Todėl stiprių elektrolitų gebėjimas atsiriboti į jonus išmatuotų rodiklius, kaip antai akivaizdaus laipsnio disociacijos, ir CD netaikoma, nes ji neturi prasmės. Į silpna elektrolito tirpale neturi prasmės taikyti ir disociacijos laipsnį, nes mažėjant koncentracijos santykis atsieti molekulių skaičiaus irimo padidėja, bet tai nėra apibūdinti elektrolito poveikio. Jų gebėjimas atsiriboti į jonus rodo disociacijos konstanta, nes ji priklauso tik nuo tirpalo temperatūros ir tirpiklio prigimties, ty Kd yra tam tikros medžiagos Khao pastovus.

Paprastas vanduo (iš natūralių šaltinių, ar ta, kuri teka iš čiaupo) nėra švarus. Grynas gerai vandenyje yra hydronium joną [H3O + 1] ir hidroksido jonų [OH-1]. Jie yra suformuota iš dviejų molekulių vandens: H2O + H2O ↔ H3O + 1 + OH-1. Tai atsitinka retai, nes vanduo yra praktiškai nėra atskirti į jonus, kaip silpna elektrolitas. Pusiausvyros, iš hidroksido jonų ir hydronium jonų koncentracija yra: [H3O + 1] = [OH-1]. Šis procesas yra grįžtamas. Vandens paprastai egzistuoja kaip molekulių, hidroksido jonų ir hydronium jonų dominuoja vandens molekulių ir jonai tik pėdsakų mišinio. Pastovus disociacija vandenyje , yra išreiškiamas pagal lygtį: Kd = [H3O + 1] • [OH-1] / [H2O] • [H2O ].

Rūgšties disociacijos tirpale reiškia protonai H + skilimas, ir rūgštinį fragmentą. Disociacija daugiaprotoninių rūgščių vyksta keliais etapais (kuri atskeliamos tik vieną vandenilio katijoną), kiekvienas etapas yra būdinga tai, kad nuolat Kd vertės. Pirmoje pakopoje vandenilio jonų yra eliminuojamas lengviau nei vėlesnėse stadijose, todėl pastovus nuo etapo į kitą mažėja. Disociacijos konstanta Kd yra iš rūgšties stiprumo indikatorius rūgšties: stiprios rūgštys turi didesnę Kd vertę ir atvirkščiai. Pasiekus pusiausvirąsias slopinimo koeficientą ir molekulių norma yra lygūs. Už stiprios rūgštys gali būti naudojamas (su tik jonų-jonų sąveikos jėgų Tirpalų stiprių elektrolitų) teisės aktų chemijos pusiausvyros apskaičiuoti Kd 25 ° C temperatūroje Už vandenilio chlorido rūgšties (HCl) Kd = 10000000, vandenilio bromido (HBr) Kd = 1000000000, hydriodic (HJ) Kd = 100000000000, sieros rūgšties (H2SO4) Kd = 1000, azoto rūgštis (HNO3): Kd = 43,6, acetato (CH3COOH) Kd = 0,00002, tsianovodorodnoy (HCN) Kd = ,0000000008. Žinant rūgščių savybes ir lyginant su Kd verčių, galima teigti, kad disociacijos konstanta, tuo didesnė tuo stipresnis rūgštis.